Влияние кислотности среды на направление окислительно-восстановительного процесса



       Из одних и тех же веществ, изменяя рН среды можно получить различные продукты.

Поведение ионов MnO 4 - в растворах:

В сильнокислых растворах:

MnO4- + 8Н+ +  5ē = Mn2+ + 4H2O, рН<7, φ = 1,53 В. (1)

В сильнощелочных растворах:

MnO4- + 1ē = MnO4 2- , рН>7, φ = 0,56 В. (2)

В нейтральных, слабокислых или слабощелочных растворах (рН 6-8):

MnO4- + 2H2O +  3ē = MnO2↓ + 4ОН-, рН ≥ 7, φ = 0,62 В (3),

MnO4- + 4Н+  +  3ē = MnO2↓ + 2H2O, рН ≤ 7, φ = 1,69 В (4).

Реакций (1) и (4) протекают в кислой среде, но как видно из значений окислительных потенциалов (φ) MnO4- более глубоко восстанавливается по реакции (4). Это возможно в избытке MnO4- за счет реакции конмутации:

2MnO4- + 3Mn2+ + 2H2O = 5MnO2↓ + 4Н+.

 

Окислительные свойства KMnO4 (малиновый или фиолетовый растворы)

в кислой среде в нейтральной среде в щелочной среде
Н+ (H2SO4) H2O ОН- (NaOH)
Mn2+ (MnSO4) Обесцвечивание раствора MnO2↓ Бурый осадок Манганаты K2MnO4. Зеленый раствор

 

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

Mn2+               MnO2        Mn О42-       ОН-   H2O Н+   Mn О4-    

 

Восстановительные свойства Mn 0 , Mn 2+ , Mn 4+

Mn0, Mn2+, Mn4+ + очень сильные окислители→Mn+6 (в щелочной среде) или Mn+7 (в кислой среде)

Mn0, Mn2+, Mn4+ (оксиды, гидроксиды, соли) а)KNO3, KClO3 в щелочных расплавах б) Cl2, Br2, H2O2 в щелочных растворах   В щелочных средах образуются манганаты K2MnO4

 

Mn2+ (оксиды, гидроксиды, соли)   в кислой среде (НNO3 или СН3СООН) с силными окислителями PbO2, KBiO3 В кислой среде образуются перманганаты KMnO4 или марганцовая кислота НMnO4

 

Окислительные свойства хроматов и дихроматов

Cr2O72-оранжевый + ОН- 2CrO42- желтый + Н+

В кислой и нейтральной средах устойчивы оранжевые дихроматы, а в щелочной – желтые хроматы

Дихроматы K2Cr2O7 оранжевого цвета всегда переходят в серо-зеленые растворы Cr3+

Хроматы K2CrO4 желтого цвета всегда переходят в серо-зеленые растворы Cr3+ или осадки
Кислая среда Нейтральная среда Щелочная среда
Н+ (H2SO4) H2O ОН- (NaOH)
Cr3+, Cr2(SO4)3 Серо-зеленый раствор Cr3+, Cr(ОН)3↓ Серо-зеленый осадок В растворах: Cr3+, [Cr(ОН)6]3- Серо-зеленый раствор комплекса В расплавах: хромиты CrO2-

                 

Восстановительные свойства Cr0, Cr2+, Cr3+

Cr0, Cr2+, Cr3+ + очень сильные окислители → Cr+6 (всегда, независимо от среды!)

Cr, CrО, Cr2О3, Cr(ОН)3,  соли Cr2+, Cr3+, гидроксо-комплексы [Cr(ОН)6]3- а)KNO3, KClO3 в щелочных расплавах б) Cl2, Br2, H2O2 в щелочных растворах  В щелочных средах образуются желтые хроматы CrO42-  
Cr(ОН)3, соли Cr3+ в кислой среде (НNO3 или СН3СООН) с силными окислителями PbO2, KBiO3 В кислых средах образуются дихроматы K2Cr2O7 или дихромовая кислота Н2Cr2O7

 

Окислительные свойства азотной кислоты

Металлы                                                       HN О 3 , % Активные: Li, Cs, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al* Средней a ктивности: Mn, Zn, Cr*,Fe*, Cd, Co*, Ni, Sn, Pb* Малоактивные: Bi, Cu, Ru, Hg, Ag, Rh, Pd Благородные: Ir, Pt, Au
более 80%   NO2    NO2    NO2 нет реакции
45-75%   N2O    NO    NO2 нет реакции
10-40%    N2 N2O  или N2    NO нет реакции
менее 5% NH4NO3, NH3 NH4NO3, NH3 не реакции нет реакции

* - на холоду пассивируются в очень концентрированных растворах HN О3

 


Дата добавления: 2019-07-15; просмотров: 31;